PDF QUÍMICA - EQUILÍBRIO QUÍMICO
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Química 
Equilíbrio Químico 
Equilíbrio Químico 
\uf0b7 Equilíbrio químico é o nome dado ao ramo 
da Físico-Química que estuda toda e 
qualquer reação reversível, na qual 
existem duas reações possíveis, uma 
direta (em que os reagentes se 
transformam em produtos) e uma inversa 
(em que os produtos se transformam em 
reagentes). Essas reações apresentam a 
mesma velocidade 
 
\uf0b7 Resumo de equilíbrio químico 
\uf0fc Velocidade da reação direta é sempre 
igual à da inversa. 
\uf0fc Graficamente, é detectado quando as 
curvas passam a ser constantes em 
relação ao eixo y. 
\uf0fc Podem ter participantes gasosos, líquidos, 
aquosos ou sólidos. 
\uf0fc Pode ser calculado em relação à 
concentração (mol/L), à pressão parcial ou 
ao número de íons. 
\uf0fc De acordo com o estudo da quantidade de 
cátions hidrônio e hidróxido, os meios 
podem ser classificados em ácidos, básicos 
ou neutros. 
\uf0fc Quando envolve a dissolução de um sal 
em água, a constante de equilíbrio passa a 
envolver a hidrólise salina. 
\uf0fc Se a solução é formada por ácido ou base 
fraca, juntamente com um sal, forma-se 
uma solução-tampão. 
 
Introdução sobre equilíbrio 
químico 
\uf0b7 Toda reação química possui uma 
velocidade. No caso das reações 
reversíveis, a reação direta tem a sua, 
enquanto a indireta tem a dela. O processo 
só entrará em equilíbrio químico quando 
as duas velocidades se tornarem 
absolutamente iguais. 
 
\uf0b7 Condições para ocorrência de um equilíbrio 
químico conforme exposto, um equilíbrio químico 
só ocorrerá: 
\uf0d8 Se a reação for reversível; 
\uf0d8 Quando a velocidade da reação direta for igual à 
da reação inversa; 
\uf0d8 Se a reação ocorrer em ambiente fechado (no 
caso de gases). 
 
Gráficos 
\uf0b7 O gráfico de equilíbrio químico apresenta 
sempre as mesmas variáveis: tempo, no 
eixo x, e concentração em mol/L, no eixo 
y. Qualquer curva descendente pertence a 
um reagente, e qualquer curva 
ascendente pertence a um produto. 
 
Exemplos de E.Q 
\uf0b7 Exemplo 1: Equilíbrio gasoso. 
 
\uf0b7 Exemplo 2: Equilíbrio com participante 
sólido. 
 
\uf0b7 Exemplo 3: Equilíbrio com participante 
dissolvido em água (meio aquoso). 
 
 
Constante de equilíbrio 
químico em termos de 
concentração 
\uf0b7 Constante de equilíbrio em termos de 
concentração (mol/L) ou simplesmente 
Kc é a relação estabelecida entre as 
concentrações molares de produtos e de 
reagentes presentes em uma reação 
elevadas aos seus respectivos expoentes. 
\uf0b7 Observe o seguinte equilíbrio: 
 
\uf0b7 O Kc desse equilíbrio terá no numerador 
a multiplicação entre as concentrações 
dos produtos (C e D). No denominador, 
teremos a multiplicação entre as 
concentrações dos reagentes (A e B). 
Todos as concentrações deverão ser 
elevadas aos seus respectivos coeficientes 
estequiométricos (a, b, c, d). 
 
\uf0b7 Agora, observe o equilíbrio com 
participantes gasosos abaixo: 
 
\uf0b7 A expressão da constante de equilíbrio 
(Kc) para essa reação será: 
 
\uf0b7 Obs.: os participantes no estado sólido são sempre 
constantes, por isso, não participam da expressão 
do Kc 
 
. 
\uf0b7 Como o Al2O3 e o Al são sólidos, não 
entrarão na expressão do Kc. Em suas 
posições, colocamos o número 1. 
 
\uf0b7 Exemplo: Em determinadas condições de 
temperatura e pressão, existe 0,5 mol/L 
de N2O4 em equilíbrio com 2,0 mols/ L 
de NO2, segundo a reação abaixo: 
 
\uf0b7 A constante de equilíbrio (Kc) desse 
equilíbrio, nas condições da experiência, 
será numericamente igual a: 
Kc = [NO2]2 
[N2O4] 
Kc = (2)2 
0,5 
Kc = 8 mols/L 
Constante de equilíbrio 
químico em termos de 
pressão 
\uf0b7 A constante de equilíbrio em termos de 
pressão parcial é representada pela sigla 
Kp e é determinada quando pelo menos 
um dos componentes do equilíbrio, seja 
ele reagente ou produto, está no estado 
gasoso. 
 
\uf0b7 Para expressar a constante Kp desse 
equilíbrio, seguimos o mesmo princípio da 
determinação do Kc, ou seja, produtos no 
numerador e reagentes no denominador. 
 
\uf0b7 O cálculo da expressão do equilíbrio Kp 
segue como realizado anteriormente com 
o Kc. A única diferença é que utilizamos as 
pressões parciais dos participantes em vez 
de usarmos a concentração em mol/L. 
Grau de equilíbrio 
\uf0b7 Representado pela sigla \u3b1, o grau de 
equilíbrio indica a quantidade, em 
porcentagem (%), de matéria do reagente 
que reagiu durante a reação. Para calculá-
lo, devemos utilizar a seguinte expressão: 
 
\uf0b7 O resultado do grau de equilíbrio deve ser 
sempre multiplicado por 100 para que seja 
transformado em porcentagem 
\uf0b7 Exemplo: Aqueceram-se 2 mols de PC\u21135 
em um recipiente fechado com 
capacidade de 2 L. Atingindo o equilíbrio, 
o PC\u21135 estava 40% dissociado em PC\u21133 
e C\u21132. Calcule a constante de equilíbrio. 
\uf0b7 A equação que representa o equilíbrio é: 
 
\uf0b7 O enunciado indica que foram adicionados 
2 mol de PCl5 em um recipiente de 2L. 
Logo, sua concentração é de 1 mol/L. 
\uf0b7 Se, inicialmente, havia 1 mol/L, e 40% (0,4) 
dele foi dissociado: 
\uf0b7 \u3b1 = Concentração que 
reagiu/concentração inicial 
\uf0b7 0,4 = Concentração que reagiu/1 
\uf0b7 Concentração que reagiu = 0,4 mol/L 
\uf0b7 De acordo com a equação, a 
estequiometria dela é de 1:1:1. Logo, o que 
reage é o que forma no produto. Assim, 
foram formados 0,4 mol/L de PCl3 e 0,4 
mol/L Cl2. Com relação ao PCl5 é 
diferente: no início tínhamos 1 mol/L e 
reagiu 0,4 mol/L. Logo, sobraram 0,6 
mol/L. 
\uf0b7 Por fim, basta utilizarmos os valores para 
realizar o cálculo do Kc 
\uf0b7 Kc = [PCl3]x[Cl2] 
 [PCl5] 
\uf0b7 Kc = 0,4x0,4 
 0,6 
\uf0b7 Kc = 0,26 mol/L (aproximadamente) 
Constante de ionização 
\uf0b7 A constante de ionização (representada 
pelas siglas Ki, Ka, Kb, Kd) é a relação 
estabelecida entre eletrólito (ácido ou 
base) dissolvido em água e os íons 
liberados. 
\uf0b7 Quando um ácido (HX) é dissolvido em 
água, sofre ionização, produzindo o cátion 
hidrônio (H+) e um ânion (X-) qualquer: 
 
\uf0b7 A expressão do Ki para esse ácido é: 
 
\uf0b7 Obs.: quanto maior for o valor da constante, mais 
forte ele é. 
Constante do produto de 
solubilidade 
\uf0b7 Essa constante, representada por Kps ou 
Ks, está relacionada com a dissolução de 
sais muito pouco solúveis em água. 
Quando um sal (YX) de baixa solubilidade 
está em água, uma pequena parte dele 
dissolve-se, dissociando-se. Forma-se, 
então, um equilíbrio químico entre os íons 
liberados e os cristais do eletrólito (sal). 
\uf0b7 Para determinar a expressão do Kps, 
utiliza-se apenas o produto da 
concentração em mol/L dos íons (cátion 
Y+ e ânion X-), já que a maior parte do 
eletrólito está no estado sólido, o qual não 
participa de uma constante. 
 
\uf0b7 Exemplo: O produto de solubilidade (Kps) 
do Pb(OH)2 é dado pela expressão: 
a) Kps = [Pb2+][OH\u2013]2 
b) Kps = [Pb2+]2 [OH
\u2013] 
c) Kps = [Pb(OH)2] 
d) Kps = [Pb2+] + [OH\u2013]2 
e) Kps = [Pb2+] / [OH\u2013] 
\uf0b7 Quando a base Pb(OH)2 é adicionada em 
água, forma-se o seguinte equilíbrio de 
dissolução: 
 
\uf0b7 Os íons liberados são o chumbo II (Pb+2) 
e o hidróxido (OH-). Na expressão do Kps, 
o cátion será elevado a um, por 
apresentar apenas uma unidade na 
fórmula, e o ânion será elevado ao 
quadrado, por apresentar duas unidades na 
fórmula. 
 
\uf0b7 Resposta item C 
Deslocamento de equilíbrio 
(Princípio de Le Chatelier) 
\uf0b7 De acordo com o princípio de Le 
Chatelier, existem três variáveis que 
podem perturbar um equilíbrio: 
temperatura, pressão e concentração. 
Sempre que um equilíbrio for perturbado, 
ele irá trabalhar de forma contrária à 
perturbação para criar uma nova situação 
de equilíbrio. 
\uf0b7 Concentração: Se a concentração de um 
participante diminui, o equilíbrio desloca-se 
para o lado dele. Se a concentração de um 
participante aumenta, o equilíbrio desloca-
se para o lado contrário. 
\uf0b7 Temperatura: Se a temperatura aumenta, 
o equilíbrio desloca-se no sentido 
endotérmico. Se a temperatura diminui, o 
equilíbrio desloca-se no sentido 
exotérmico. 
\uf0b7 Obs.: desses fatores, a temperatura é o 
único fator que modifica a constante de 
equilíbrio (Kc). 
\uf0b7 Pressão: Se a pressão